化學(xué)鍵和分子結(jié)構(gòu)

　　1.化學(xué)鍵

　　化學(xué)鍵：分子或晶體中相鄰的原子(離子)之間的強(qiáng)烈的相互作用�；瘜W(xué)鍵一般分為金屬鍵、離子鍵和共價(jià)鍵。

　　(1) 金屬鍵：金屬原子外層價(jià)電子游離成為自由電子后，靠自由電子的運(yùn)動(dòng)將金屬離子或原子聯(lián)系在一起的作用，稱為金屬鍵。

　　金屬鍵的本質(zhì)：金屬離子與自由電子之間的庫(kù)侖引力

　　(2) 離子鍵：電負(fù)性很小的金屬原子和電負(fù)性很大的非金屬離原子相互靠近時(shí)，金屬原子失電子形成正離子，非金屬離原子得到原子形成負(fù)離子，由正、負(fù)離子靠靜電引力形成的化學(xué)鍵。

　　離子鍵的特征：

　　1)沒有方向性

　　2) 沒有飽和性

　　離子的外層電子構(gòu)型大致有：

　　8電子構(gòu)型——ns2np6,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等;

　　18電子構(gòu)型——ns2np6nd10;，如Ga3+、Sn4+、Sb5+、Ag+, Zn2+等;

　　9-17電子構(gòu)型——ns2np6nd1-9,如Fe3+, Mn2+, Ni2+、Cu2+，Au3+等;

　　18 + 2 電子構(gòu)型——(n-1)s2p6d10 ns2，，如Pb2+, Bi3+等;

　　2電子構(gòu)型——1s2，如Li+, Be2+。

　　(3)共價(jià)鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對(duì)(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。

　　可用價(jià)鍵理論來說明共價(jià)鍵的形成:

　　1)價(jià)鍵理論：價(jià)鍵理論認(rèn)為典型的共價(jià)鍵是在非金屬單質(zhì)或電負(fù)性相差不大的原子之間通過電子的相互配對(duì)而形成。原子中一個(gè)未成對(duì)電子只能和另一個(gè)原子中自旋相反的一個(gè)電子配對(duì)成鍵，且成鍵時(shí)原子軌道要對(duì)稱性匹配,并實(shí)現(xiàn)最大程度的重疊。

　　共價(jià)鍵的特性：

　　1)共價(jià)鍵具有飽和性：共價(jià)鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對(duì)電子的數(shù)目。

　　2)共價(jià)鍵具有方向性：對(duì)稱性匹配;最大重疊。

　　2)根據(jù)重疊的方式不同,共價(jià)鍵分為：

　　σ鍵：原子軌道沿兩核連線，以“頭碰頭”方式重疊,例如:

　　H2: H-H,S-Sσ鍵, HCl: H-Cl, S-Pxσ鍵, Cl2: Cl-Cl, Px-Pxσ鍵

　　鍵：原子沿兩核連線以“ 肩并肩”方式進(jìn)行重疊。

　　例如: 單鍵 ：σ Cl2: Px-Pxσ鍵.

　　雙鍵 ：σ+Л -C=C- : Px-Pxσ鍵, Py-PyЛ鍵.

　　三鍵：σ+Л+Л N2 中N≡N: Px-Pxσ鍵, Py-PyЛ鍵; PZ-PZЛ鍵.

　　圖3-2

　　2.分子的極性與電偶極矩

　　極性分子和非極性分子用電偶極矩μ來區(qū)別。

　　(1)電偶極矩μ: μ = q·ι

　　q：正負(fù)電荷中心所帶電量;ι：正負(fù)電荷中心之間的距離。

　　(2)極性分子：正負(fù)電荷中心不重合的分子.其電偶極矩大于零,即μ >0

　　如：H2O,HX,SO2,H2S,HCN等其μ >0，為極性分子。

　　(3)非極性分子：正負(fù)電荷中心重合的分子. 其電偶極矩等于零,即μ=0。

　　如：CH4、 CCl4、CO2、CS2、N2、H2 等μ=0，為非極性分子。

　　(4)分子極性與鍵的極性的關(guān)系

　　1)對(duì)于雙原子分子：分子的極性與鍵的極性一致,即鍵是極性的,其分子也是極性的,且鍵的極性越大,分子的極性越強(qiáng),如極性HF﹥HCl﹥HBr﹥HI;若鍵是非極性的,其分子也是非極性的,如. N2、H2、O2等.

　　2)對(duì)于多原子分子：分子的極性與鍵的極性不一定一致,分子的極性不僅取決于鍵的極性,而且與分子的空間構(gòu)型有關(guān).結(jié)構(gòu)對(duì)稱的分子,鍵的極性可相互抵消,分子為非極性分子。

　　如：CH4、 CCl4、CO2、CS2等分子，由于分子空間結(jié)構(gòu)對(duì)稱，其分子為非極性分子。